Nous allons poursuivre ce cours d'atomistique avec l'étude plus précise de l'énergie de l'atome, en particulier l'atome d'hydrogène, vastement utilisé en médecine.
Après avoir étudié cet atome monoélectronique, nous élargirons le cours sur l'ensemble des atomes polyélectroniques. Cela nous mènera donc aux règles de remplissages des orbitales par les électrons. En effet, il existe plusieurs orbitales caractérisées par les nombres quantiques, mais la question est de savoir comment les remplir, ou débuter, et quelles seront les conséquences sur la stabilité des atomes.
L'état d'un électron dans un atome est défini par sa position : on dit alors qu'il occupe un niveau d'énergie, représenté par un diagramme énergétique.
Dans le cas de l'hydrogène, l'énergie d'une couche n est donnée par la formule FORMULE. Donnée en eV, elle dépend donc directement du nombre quantique principal et donne naissance au schéma de diagramme énergétique. Nous finirons cette partie sur les notions d'énergies fondamentale, d'ionisation ou encore d'états excités.
La configuration électronique permet de décrire l'organisation des électrons au sein de l'atome. De fait, elle est liée à la répartition des électrons sur les différentes couches n et les orbitales associées.
Dès lors, il est nécessaire d'inclure un certain nombre de règles de remplissage afin d'organiser correctement notre structure électronique. En effet, nous ne pouvons placer de manière aléatoire les 26 électrons de l'atome de Fer. Pour palier à ce problème, chimistes et physiciens se sont concordés sur certains principes que nous allons découvrir dans cette séance.
Il y a trois règles fondamentales permettant de remplir les orbitales atomiques et ainsi d'établir une configuration électronique pour un atome polyélectronique donné.
Tout d'abord la règle de Klechkovski nait de de la levée de la dégénérescence des niveaux énergétique induite par la présente de plusieurs électrons. Il en découle une hiérarchie entre les orbitales, que nous devons remplir par ordre croissant d'énergie. Ensuite le chimiste Pauli organise la position des électrons au sein de la même orbitale. Enfin la règle de Hund concerne la position des électrons au sein d'une même sous couche. Grâce à ces trois règles, nous pouvons dresser la configuration éléctronique de tous les éléments, connaissant leur numéro atomique Z.
De manière concomitante, des QCM d'applications permettent d'appliquer ces trois règles et d'entrevoir les questions posées sur ce sujet.
Nous allons continuer ce cours sur les deux grandes familles d'électrons observables dans nos configurations électroniques : les électrons de coeur et de valence. Les configurations électroniques permettent de nous informer facilement sur la nature de l'électron étudiée. Nous verrons ensemble les cas généraux avec l'étude du phosphore, puis les cas particuliers comme celui du vanadium.
Pour finir, ce sont les configurations électroniques des ions qui vont nous intéresser. Un atome neutre entraînera la formation d'un anion, avec un gain d'électrons, ou un cation, caractérisé par une perte de charges négatives. Par conséquent la configuration électronique de l'élément sera modifié. Nous vous apprendrons alors une méthode simple pour déterminer où sont arracher ou ajouter les électrons surnuméraires et ainsi pouvoir déterminer la nouvelle configuration électronique de l'ion.